天赋如同自然花木要用学习来修剪.docx
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天赋如同自然花木要用学习来修剪
天赋如同自然花木,要用学习来修剪
——致8788
一、简答题
1、甲醛中C-H与C-H键夹角120°,原因是
2、为什么F-F键键长短,键能小?
3、五原子分子都是正四面体结构?
4、怎样理解低碳醇与水互溶,而高碳醇在水中的溶解度却很小?
5、SiH4的稳定性小于CH4,更易形成氧化物,原因是?
6、用配位键理论解释H3O+的形成。
7、从原子半径大小的角度分析,为何C、O原子之间能形成π键,而Si、O原子之间不能形成π键。
8、Kn[Fe(CN)6]晶体中Fe3+与CN-之间键型为配位键,该化学键能够形成的原因。
9、金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不能反应,但与氨水和过氧化氢的混合溶液能反应,原因是?
10、为何冰比液态水。
气态水的体积大,密度小?
11、已知O3分子为V型结构,据理判断O3应为_______分子(极性或非极性),O3在水中的溶解度要比O2_____(大或小),其主要原因为。
12.为什么CO会导致人体中毒?
13、BF3是平面三角形,但NF3确实三角锥型,使用杂化轨道理论加以说明。
14、为什么CH4、NH3、H2O分子中中心原子的杂化轨道类型都是sp3杂化,但三者的空间构型却大不相同?
15、过氧化氢难溶于二硫化碳,主要原因是
过氧化氢易溶于水,主要原因是
16、怎样理解汽油在水中的溶解度很小?
17、碳酸(H2CO3)为弱酸的原因。
18、铂化学性质稳定,常作惰性电极,铂不溶于硝酸,但溶于“王水”反应方程式为3Pt+2HNO3+12HCl=3H2PtCl4(强酸)+2NO↑+4H2O。
简述“铂溶于王水”的理由。
二、精选10题
1、1994年度诺贝尔化学奖授予为研究臭氧做出贡献的化学家。
O3能吸收有害紫外线,保护人类赖以生存的空间。
O3的分子结构如图,呈V型,两个O----O键的夹角为116.5o。
三个原子以一个O原子为中心,与另外两个O原子分别构成一个共价键:
中间O原子提供2个电子,旁边两个O原子各提供一个电子,构成一个特殊的化学键------三个O原子均等地享有这4个电子。
请回答:
(1)臭氧与氧气的关系是
(2)写出下列分子与O3分子的结构最相似的是
A.H2OB.CO2C.SO2D.BeCl2
(3)分子中某原子有一对或几对没有跟其他原子共用的价电子叫孤对电子,那么O3分子有
对孤对电子。
(4)O3分子是否为极性分子。
(填是或否)
(5)O3具有强氧化性,它能氧化PbS为PbSO4而O2不能,试配平:
PbS+O3====PbSO4+O2
生成1molO2的转移电子物质的量为mol。
2、右图是Na、Cu、Si、H、C、N等元素单质的熔点
高低的顺序,其中c、d均是热和电的良导体。
(1)请写出上图中d单质对应元素原子电子排布式。
(2)单质a、b、f对应的元素以原子个数比1:
1:
1
形成的分子中含个
键,个
键。
(3)a与b的元素形成的10电子中性分子X的空间构型为;将X溶于水后的溶液滴入到含d元素高价离子的溶液中至过量,生成的含d元素离子的化学式为,其中X与d的高价离子之间以键组合。
(4)下列是上述六种元素中的一种元素形成的含氧酸的结构:
请简要说明该物质易溶
于水的原因。
3、Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。
已知:
①Z的原子序数为29,其余的均为短周期主族元素;②Y原子价电子(外围电子)排布msnmpn③R原子核外L层电子数为奇数;④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题:
(1)Z2+的核外电子排布式是__________________________________。
(2)在[Z(NH3)4]2+离子中,Z2+的空轨道接受NH3分子提供的________形成配位键。
(3)Q和Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙,下列判断正确的是________。
a.稳定性:
甲>乙,沸点:
甲>乙b.稳定性:
甲>乙,沸点:
甲<乙
c.稳定性:
甲<乙,沸点:
甲<乙d.稳定性:
甲<乙,沸点:
甲>乙
(4)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为___________(用元素符号作答)。
(5)Q的一种氢化物相对分子质量为26,其中分子中的σ键与π键的键数之比为________。
4、下列化合物中含3个“手性碳原子”的是()
5、下列无机含氧酸中酸性强弱的比较正确的是()
A.HClO>HClO4B.H2SiO3>H2SO3C.HClO3
6、分子有极性分子和非极性分子之分。
下列对极性分子和非极性分子的认识正确的是()
A.只含非极性键的分子一定是非极性分子 B.含有极性键的分子一定是极性分子
C.非极性分子一定含有非极性键 D.极性分子一定含有极性键
7、用价层电子对互斥理论推测下列分子或离子的空间构型。
(1)BeCl2_____________。
(2)HCN______________。
(3)NH4+______________。
(4)H3O+______________。
(5)H2O_______________。
(6)NH3_______________。
(7)BF3_______________。
8、指出下列分子或离子中的杂化轨道的类型及分子或离子的结构式、空间构型。
(1)CO2分子中的C ;
(2)BF3分子中的B ;
(3)CH4分子中的C ;(4)H2S分子中的S ;
9、Co(NH3)5BrSO4可形成两种钴的配合物,已知两种配合物的分子式分别为[Co(NH3)5Br]SO4和[Co(SO4)(NH3)5]Br,在第一种配合物的溶液中加BaCl2溶液时,________________现象;如果在第二种配合物的溶液中加入BaCl2溶液时,________现象,若加入AgNO3溶液时,产生_______________现象。
10、第四周期的Cr、Fe、Co、Ni、Cu、Zn等许多金属能形成配合物。
(1)NH3是一种很好的配体,氨气分子是________(填“极性”或“非极性”)分子,NH3的沸点________(填“高于”“等于”或“低于”)AsH3。
(2)科学家通过X射线测得胆矾结构示意图可简
单表示如下:
图中虚线表示的作用力为
________________。
(3)胆矾溶液与氨水在一定条件下可以生成Cu(NH3)4SO4·H2O晶体。
在Cu(NH3)4SO4·H2O晶体中,含有的原子团或分子有:
[Cu(NH3)4]2+、NH3、SO42-、H2O,[Cu(NH3)4]2+为平面正方形结构,则呈正四面体结构的原子团或分子是________,其中心原子的杂化轨道类型是________。
(4)金属镍粉在CO气流中轻微加热,生成无色挥发性液态Ni(CO)4,呈正四面体构型。
Ni(CO)4易溶于________(填标号)。
A.水B.四氯化碳C.苯D.硫酸镍溶液
11、有下列微粒:
①CH4②CH2=CH2③CH≡CH④NH3⑤NH4+⑥BF3⑦P4⑧H2O⑨H2O2
(1)呈正四面体的是_____________。
(2)中心原子轨道为sp3杂化的是________________,为sp2杂化的是________________,
为sp杂化的是_____________。
(3)所有原子共平面的是__________________,共线的是_____________。
(4)微粒存在配位键的是__________________。
(5)含有极性键的极性分子的是_____________。
12、20世纪50年代科学家提出价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型),用于预测简单分子立体结构。
请回答下列问题
(1)根据要点I可以画出AXnEm的VSEPR理想模型,请填写下表
n+m
2
VSEPR理想模型
正四面体
价层电子对之间的理想键角
109°28′
(2)请用VSEPR模型解释CO2为直线型分子的原因
(3)H2O分子的立体构型为:
,请你预测水分子中∠H-O-H的大小范围并解释原因
(4)CO2与NaOH反应时,通过控制反应物的物质的量之比,可以得到不同的产物,相同条件下,在水中溶解度较小的产物是 (写化学式),其原因是该化合物阴离子间可形成二聚离子或多聚链状离子。
该化合物阴离子能够相互缔合的原因是
(5)HgS为何能溶于Na2S和NaOH的混合溶液,而不溶于(NH4)2S和NH3·H2O中?
(6)为何将Cu2O溶于浓氨水中,得到溶液为无色?
一、简答题
1、解析:
甲醛中C-H与C-H键夹角小于120°,原因是:
羰基氧的孤对电子的排斥。
甲醛中C是sp2杂化,C-H与C-H键夹角理论上是120°,但由于有羰基氧的孤对电子的排斥,实际键角应该略小于120°。
2、氟原子的半径很小,因此其键长短。
而由于键长短,两个氟原子形成共价键时,原子核之间距离很近,排斥力很大,因此与键能不打,F2的稳定性差。
3、不是,如CH3Cl、CH2Cl2、CHCl等虽然为四面体结构,但由于C所选的四个原子不完全相同,四个原子的电子云的排斥里不同使四个键角不再相等,所以是四个键角不等的四面体结构,不再是正四面体结构。
4、非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂。
水和甲醇相互溶解,氢键存在增大了溶解性
5、C-H键的键能大于C-O键的键能,C-H键比C-O键稳定,而Si-H键的键能却小于Si-O键的键能,Si-H键不稳定,故易形成稳定性更强的Si-O键,所以硅更易生成氧化物。
6、H2O中O原子采取SP3杂化,2个SP3杂化轨道和H原子成键后,O原子上还剩余2对孤电子对。
和H+成键时,O原子提供孤电子对,H+提供空轨道,形成共用电子对。
7、C原子半径较小,C、O原子能充分接近,P-P轨道肩并肩重叠程度较大,所以能形成稳定的π键。
8、Kn[Fe(CN)6]晶体中Fe3+与CN-之间配位键,根据形成配位键原因条件为;空轨道和孤电子对,因此CN-提供孤电子对,Fe3+提供空轨道
9、过氧化氢为氧化剂,氨与Cu形成配离子,两者互相促进使反应进行,
Cu+H2O2+4NH3=[Cu(NH3)4]+4H2O,过氧化氢具有强氧化性,而氨水能与Cu2+形成配合物。
10、在水蒸气中水以单个的水分子形式存在,在液态水中通常是n个水分子通过氢键结合,形成(H2O)n分子,在冰中,水分子大范围地以氢键相互连接,成为疏松的晶体,因此在冰中有许多空隙,造成体积膨胀,密度减小。
11、极性,大。
因为H2O为极性溶剂,根据相似相溶原理,极性溶质易溶于极性溶剂。
12、血红素中的Fe3+与CO分子形成的配位键比Fe2+与O2形成的配位键强,因此血红素中的Fe2+与CO分子结合后,就很难再与O2分子结合,血红素失去输送氧气的功能,从而导致人体CO中毒。
13、BF3中B的价电子结构为2s22p1,形成分子时,进行sp2杂化,三个sp2杂化轨道分别与三个F原子的p轨道成键,故BF3分子为平面三角形;NF3中的N价电子结构为2s22p3,形成分子时,进行sp3不等性杂化,其中一个sp3杂化轨道为孤对电子占有,另三个电子分别与F成键,故分子结构为三角锥型。
14、CH4分子中的sp3杂化每个H原子占据四面体的一个顶点,分子为正四面体形。
NH3分子中虽然是SP3杂化,3个H原子占据四面体三个顶点,一对孤电子对占据一个顶点,故N原子与三个H原子构成三角锥型。
H20分子中也是sp3杂化,2个H原子占据四面体两个顶点,另两个顶点被两对孤电子对占据,故O原子与两个H原子呈V型,即水分子呈V型。
15、解析,H202分子是极性分子,CS2分子是非极性分子,根据相似相溶定理,H202分子和H2O分子之间形成氢键。
16、溶解性依据相似相溶的原理,汽油是有机物,水是无机物,一般的有机物易溶于有机溶剂,无机物易溶于水这样的无机溶剂。
从微观角度看,①水分子不能和汽油分子形成氢键。
②水是极性分子,分子间力主要为诱导力和偶极力,汽油分子是非极性分子(或极性很小),分子间力主要为色散力,二者分子间作用力本质区别较大,难以互溶。
③水是极性分子,汽油分子是非极性分子(或极性很小),结构区别大。
17、二氧化碳溶解于水以后,绝大多数以水合二氧化碳形式存在,生成碳酸并电离出氢离子的极少。
我们平时计算的时候将溶解于水的二氧化碳都当成碳酸了,没有将其与水合二氧化碳相区别,所以会出现这样的偏差。
实际上H2CO3应该是中强酸。
18、生成稳定的配离子PtCl42-,促进铂溶解。
二、精选十题
1、
(1)同素异形体
(2)C (3)5(4)是(5)①1、4、1、4;②2
2、
(1)1s22s22p6 3s2 3p63d104s1
(2)3 2(3)三角锥形;[Ag(NH3)2]+,配位
(4)HNO3是极性分子,易溶于极性的水中;HNO3分子中的―OH易与水分子之间形成氢键
3、
(1) 3s2 3p63d9
(2)孤对电子(孤电子对)(3)b (4)Si 2 (6)原子晶体 解析: 本题考查物质结构与性质。 29号为Cu。 Y价电子: msnmpn中n只能取2,又为短周期,则Y可能为C或Si。 R的核外L层为数,则可能为Li、B、N或F。 Q、X的p轨道为2和4,则C(或Si)和O(或S)。 因为五种元素原子序数依次递增。 故可推出: Q为C,R为N,X为O,Y为Si。 (1)Cu的价电子排布为3d104s1,失去两个电子,则为3d9。 (2)Cu2+可以与NH3形成配合物,其中NH3中N提供孤对电子,Cu提供空轨道,而形成配位键。 (3)Q、Y的氢化物分别为CH4和SiH4,由于C的非金属性强于Si,则稳定性CH4>SiH4。 因为SiH4的相对分子质量比CH4大,故分子间作用力大,沸点高。 (4)C、N和Si中,C、Si位于同一主族,则上面的非金属性强,故第一电离能大,而N由于具有半充满状态,故第一电离能比相邻元素大,所以N>C>Si。 (5)C、H形成的相对分子质量的物质为C2H2,结构式为H-C≡C-H,单键是σ键,叁键中有两个是σ键一个π键,所以σ键与π键数之比为3︰2。 (6)电负性最大的非元素是O,最小的非金属元素是Si,两者构成的SiO2,属于原子晶体。 4、C5、CD6、AD 7、 (1)直线型 (2)直线型;(3)正四面体形(4)三角锥形(5)V形 (6)三角锥形(7)平面三角形 8、 (1)sp,O=C=O,直线形 (2)sp2,,平面三角形; (3)sp3,,正四面体形(4)sp3,,V形 9、白色沉淀、无现象、浅黄色沉淀 10、答案: (1)极性 高于 (2)氢键、配位键 (3) sp3 (4)BC 解析: (1)NH3中氮原子有孤电子对,是极性分子,能形成氢键,所以熔、沸点高; (2)氧与铜形成的是配位键、H与O形成的是氢键;(3) 中S的孤电子对数= =0,S与O形成四个σ键,所以S是sp3杂化,SO 为正四面体结构;(4)由立体构型可知是非极性分子,易溶于非极性溶液。 11、 (1)①⑤⑦ (2)①④⑤⑦⑧⑨ ②⑥ ③(3)②③⑥ ③ (4)⑤ (5)④⑧⑨ 解析: CH4、NH3、NH4+、P4、H2O、H2O2中心原子各有四对价电子,为sp3杂化,其空间构型分别为正四面体、三角锥、正四面体、正四面体、V形、二面角形。 BF3、CH2=CH2的中心原子为sp2杂化,分别为平面三角形、平面形。 CH≡CH中心原子为sp杂化,空间构型为直线形。 存在配位键的为NH4+,结构式为 . 12、根据相似相溶原理,因为淡黄色固体为非极性分子,较难溶于极性溶剂水;而黄绿色固体为极性分子,易溶于极性溶剂水。 (1)4、直线形、180° (2)CO2属AX2E0,n+m=2,故为直线形 (3)折线形(或V形水分子属AX2E2,n+m=4,VSEPR理想模型为正四面体,价层电子对之间的夹角均为109°28′。 根据Ⅲ-i,应有∠H-O-H<109°28′ (4)NaHCO3(1分),因为HCO3—中含有O—H键,相互之间可通过O—H┅O氢键缔合 (5)因为在Na2S和NaOH混合溶液中,溶液为强碱性,S2—水解程度小,[S2—]大,加HgS时,形成Na2[HgS2]配合物而溶解 HgS + Na2S == Na2[HgS2] ,而在(NH4)2S和NH3·H2O中为弱碱性,由于NH4+与S2—的双水解S2—浓度小,加HgS时,不能形成[HgS2]2—,则HgS不溶于(NH4)2S和NH3·H2O中,而溶于Na2S和NaOH溶液中。 (6)因为Cu2O溶于氨水中,形成稳定的无色配合物[Cu(NH3)2]+, Cu2O + 4NH3·H2O == 2[Cu(NH3)2]+(无色) + 2OH- + 3H2O 但[Cu(NH3)2]+ 很快在空气中氧化成蓝色[Cu(NH3)4]2+ 物质中各粒子最外层满足8电子结构的判断 一、形成8电子稳定结构的元素原子结构特点 1.若最外层电子数小于4时,应有8电子的次外层。 H、B、Be原子达不到8电子稳定结构。 2.若最外层电子数大于或等于4时,次外层不一定是8个电子。 二、判断物质中粒子是否具有8电子稳定结构方法 1.简单离子化合物的判断方法 阳离子: 满足“次外层电子数+最外层电子数—化合价=8”的具有8电子结构 阴离子: 满足“最外层电子数+|化合价|=8”的具有8电子结构 【例1】判断MgCl2、FeCl3、AlCl3三种物质中粒子是否都具有8电子结构。 解析: Mg2+: 8+2—2=8Fe3+: 14+2—3=13Al3+: 8+3—3=8Cl—: 7+|—1|=8 故MgCl2、AlCl3中各粒子满足8电子结构,FeCl3中铁离子没有满足8电子结构。 2.简单共价化合物的判断方法 形成共价化合物的各原子满足“最外层电子数+|化合价|=8”的具有8电子结构 【例2】SO2、CS2两种物质各原子是否满足8点电子结构 解析: SO2: S: 6+4=10O: 6+|—2|=8CS2: C: 4+4=8S: 6+|—2|=8 ∴CS2中各元素均满足8电子结构,SO2中硫没有满足8电子结构。 3.特殊类型物质的判断方法 ①单质——由于单质中元素化合价为零,但可能含有不能表现化合价的非极性键,要判断单质中元素是否满足8电子结构,应加上没有表现化合价的共用电子对数目,即满足: “最外层电子数+共有电子对数目=8”的原子具有8电子结构。 如: 白磷(P4)是由磷原子与另外3个磷原子形成3个非极性P—P键而构成的正四面体型分子,每个磷原子: 5+3=8,所以白磷中原子满足8电子结构。 ②含有非极性键的化合物 若是离子化合物: 阴离子是否具有8电子结构,还应加上没有表现化合价的共用电子对数目,即阴离子: 满足“最外层电子数+|化合价|+共有电子对数=8”的具有8电子结构; 共价化合物的处理方法相同,即也要加上形成非极性共用电子对数目。 如: Na2O2: Na+: 8+1—1=8O22—中每个氧原子: 6+|—1|+1=8 Na2O2中各粒子都满足8电子结构。 ③稀有气体的形成化合物——由于价键的形成而使稀有气体元素的原子最外电子层上电子数,肯定不为8电子结构。 如: XeF2中Xe原子的最外层电子数: 8+2=10不满足8电子结构。 【练习】 1.下列分子中所有原子都满足8电子结构的是() A.光气(COCl2)B.六氟化硫(SF6)C.二氟化氙D.三氟化硼 2.下列各分子中所有原子都满足最外电子层为8电子结构的是() A.BeCl2B.PCl3C.PCl5D.N2 3.下面分子中原子的最外层电子不能都满足8电子稳定结构的是() A.CO2B.H2O2C.CCl4D.NO2 参考答案: 1.A2.BD3.BD 简答题 1、甲醛中C-H与C-H键夹角120°,原因是: 羰基氧的孤对电子的排斥。 甲醛中C是sp2杂化,C-H与C-H键夹角理论上是120°,但由于有羰基氧的孤对电子的排斥,实际键角应该略小于120°。 2、F-F键键长短,键能小的原因: 氟原子的半径很小,因此其键长短。 而由于键长短,两个氟原子形成共价键时,原子核之间距离很近,排斥力很大,因此与键能不打,F2的稳定性差。 3、五原子分子都是正四面体结构? 不是,如CH3Cl、CH2Cl2、CHCl等虽然为四面体结构,但由于C所选的四个原子不完全相同,四个原子的电子云的排斥里不同使四个键角不再相等,所以是四个键角不等的四面体结构,不再是正四面体结构。 4、低碳醇与水互溶,而高碳醇在水中的溶解度却很小的原因: 非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂。 水和甲醇相互溶解,氢键存在增大了溶解性。 5、SiH4的稳定性小于CH4,更易形成氧化物,原因是: C-H键的键能大于C-O键的键能,C-H键比C-O键稳定,而Si-H键的键能却小于Si-O键的键能,Si-H键不稳定,故易形成稳定性更强的Si-O键,所以硅更易生成氧化物。 6、用配位键理论解释H3O+的形成。 H2O中O原子采取SP3杂化,2个SP3杂化轨道和H原子成键后,O原子上还剩余2对孤电子对。 和H+成键时,O原子提供孤电子对,H+提供空轨道,形成共用电子对。 7、从原子半径大小的角度分析,为何C、O原子之间能形成π键,而Si、O原子之间不能形成π键。 原因: C原子半径较小,C、O原子能充分接近,P-P轨道肩并肩重叠程度较大,所以能形成稳定的π键。 8、Kn[Fe(CN)6]晶体中Fe3+与CN-之间键型为配位键,该化学键能够形成的原因。 Kn[Fe(CN)6]晶体中Fe3+与CN-之间配位键,根据形成配位键原因条件为;空轨道和孤电子对,因此CN-提供孤电子对,Fe3+提供空轨道 9、金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不能反应,但与氨水和过氧化氢的混合溶液能反应,原因是: 过氧化氢为氧化剂,氨与Cu形成配离子,两者互相促进使反应进行, Cu+H2O2+4NH3=[Cu(NH3)4]+4H2O,过氧化氢具有强氧化性,而氨水能与Cu2+形成配合物。 10、冰比液态水、气态水的体积大,密度小的原因: 在水蒸气中水以单个的水分子形式存在,在液态水中通常是n个水分子通过氢键结合,形成(H2O)n分子,在冰中,水分子大范围地以氢键相互连接,成为疏松的晶体,因此在冰中有许多空隙,造成体积膨胀,密度减小。 11、已知O3分子为V型结构,据理判断O3应为__极性_分子(极性或非极性),O3在水中的溶解度要比O2__大___(大或小),其主要原因为: H2O为极性溶剂,根据相似相溶原理,极性溶质易溶于极性溶剂。 12.CO会导致人体中毒的原因: 血红素中的Fe3+与CO分子形成的配位键比Fe2+与O2形成的配位键强,因此血红素中的Fe2+与CO分子结合后,就很难再与O2分子结合,血红素失去输送氧气的功能,从而导致人体CO中毒。 13、BF3是平面三角形,但NF3确实三角锥型,使用杂化轨道理论加以说明。 BF3中B的价电子结构为2s22p1,形成分子时,进行sp2杂化,三个sp2杂化轨道分别与三个F原子的p轨道成键,故BF
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- 天赋 如同 自然 花木 学习 修剪